Швидкість хімічної реакції показує. Чинники, від яких залежить швидкість реакції

Мета роботи:вивчення швидкості хімічної реакції та її залежності від різних факторів: природи реагуючих речовин, концентрації, температури.

Хімічні реакції протікають із різною швидкістю. Швидкістю хімічної реакціїназивають зміною концентрації реагує в одиницю часу. Вона дорівнює кількості актів взаємодії в одиницю часу в одиниці об'єму для реакції, що протікають у гомогенній системі (для гомогенних реакцій), або на одиниці поверхні розділу фаз для реакцій, що протікають у гетерогенній системі (для гетерогенних реакцій).

Середня швидкість реакції v порівн. в інтервалі часу від t 1до t 2визначається ставленням:

де З 1і З 2– молярна концентрація будь-якого учасника реакції у моменти часу t 1і t 2відповідно.

Знак “–“ перед дробом ставитися до концентрації вихідних речовин, Δ З < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔЗ > 0.

Основні фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції: природа речовин, що реагують, їх концентрація, тиск (якщо в реакції беруть участь гази), температура, каталізатор, площа поверхні розділу фаз для гетерогенних реакцій.

Більшість хімічних реакцій є складні процеси, які у кілька стадій, тобто. що складаються з кількох елементарних процесів. Елементарні чи прості реакції – це реакції, які у одну стадію.

Для елементарних реакцій залежність швидкості реакції концентрації виражається законом дії мас.

При постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам.

Для реакції у загальному вигляді

а А + b В… → з,

згідно із законом дії мас vвиражається співвідношенням

v = К∙с(А) а ∙ с(В) b,

де з(А)і с(В)– молярні концентрації реагуючих речовин А та В;

До- Константа швидкості цієї реакції, рівна v, якщо с(А) а=1 і с(В) b=1, і залежна від природи речовин, що реагують, температури, каталізатора, площі поверхні розділу фаз для гетерогенних реакцій.

Вираз залежності швидкості реакції від концентрації називають кінетичним рівнянням.

У разі складних реакцій закон дії мас застосовується до кожної окремої стадії.

Для гетерогенних реакцій у кінетичне рівняння входять лише концентрації газоподібних та розчинених речовин; так, для горіння вугілля

С (к) + О 2 (г) → СО 2 (г)

рівняння швидкості має вигляд

v = К∙с(Про 2)

Кілька слів про молекулярність та кінетичний порядок реакції.

Концепція "молекулярність реакції"застосовують лише до простих реакцій. Молекулярність реакції характеризує кількість частинок, що у елементарному взаємодії.

Розрізняють моно-, бі- та тримолекулярні реакції, в яких беруть участь відповідно одна, дві та три частинки. Імовірність одночасного зіткнення трьох частинок мала. Елементарний процес взаємодії більш ніж трьох частинок невідомий. Приклади елементарних реакцій:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (мономолекулярна)

H 2 + I 2 → 2HI (бімолекулярна)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (тримолекулярна)

Молекулярність простих реакцій збігається із загальним кінетичним порядком реакції. Порядок реакції визначає характер залежності швидкості концентрації.

Загальний (сумарний) кінетичний порядок реакції – сума показників ступенів при концентраціях речовин, що реагують, у рівнянні швидкості реакції, визначена експериментально.

З підвищенням температури швидкість більшості хімічних реакцій зростає. Залежність швидкості реакції від температури приблизно визначається правилом Вант-Гоффа.

При підвищенні температури кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується в 2–4 разу.

де і - швидкість реакції відповідно при температурах t 2і t 1 (t 2 >t 1);

γ – температурний коефіцієнт швидкості реакції, це число, що показує, скільки разів збільшується швидкість хімічної реакції зі збільшенням температури на 10 0 .

За допомогою правила Вант-Гоффа можна лише приблизно оцінити вплив температури на швидкість реакції. Більш точний опис залежності швидкості реакції температури можна здійснити в рамках теорії активації Арреніуса.

Одним із методів прискорення хімічної реакції є каталіз, який здійснюється за допомогою речовин (каталізаторів).

Каталізатори– це речовини, які змінюють швидкість хімічної реакції внаслідок багаторазової участі у проміжній хімічній взаємодії з реагентами реакції, але після кожного циклу проміжної взаємодії відновлюють свій хімічний склад.

Механізм дії каталізатора зводиться зменшення величини енергії активації реакції, тобто. зменшення різниці між середньою енергією активних молекул (активного комплексу) та середньою енергією молекул вихідних речовин. Швидкість хімічної реакції у своїй збільшується.

У житті ми стикаємося із різними хімічними реакціями. Одні з них, як іржавіння заліза, можуть тривати кілька років. Інші, наприклад, зброджування цукру на спирт, - кілька тижнів. Дрова в печі згоряють за кілька годин, а бензин у двигуні - за частку секунди.

Щоб зменшити витрати на обладнання, на хімічних заводах збільшують швидкість реакцій. А деякі процеси, наприклад, псування харчових продуктів, корозію металів - треба сповільнити.

Швидкість хімічної реакціїможна висловити як зміна кількості речовини (n, за модулем) в одиницю часу (t) - порівняйте швидкість тіла, що рухається у фізиці як зміна координат в одиницю часу: υ = Δx/Δt . Щоб швидкість не залежала від об'єму судини, в якій протікає реакція, ділимо вираз на об'єм реагуючих речовин (v), тобто отримуємозміна кількості речовини в одиницю часу в одиниці об'єму, або зміна концентрації однієї з речовин в одиницю часу:

де c = n/v - концентрація речовини,

Δ (читається «дельта») – загальноприйняте позначення зміни величини.

Якщо в рівнянні речовин різні коефіцієнти, швидкість реакції для кожного з них, розрахована за цією формулою буде різною. Наприклад, 2 моль сірчистого газу прореагували повністю з 1 моль кисню за 10 секунд в 1 літрі:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Швидкість по кисню буде: υ = 1: (10 1) = 0,1 моль/л·с

Швидкість по сірчистому газу: υ = 2: (10 1) = 0,2 моль/л·с- це не потрібно запам'ятовувати та говорити на іспиті, приклад наведений для того, щоб не плутатися, якщо виникне це питання.

Швидкість гетерогенних реакцій (за участю твердих речовин) часто виражають на одиницю площі поверхонь, що стикаються:

Гетерогенними називаються реакції, коли реагуючі речовини перебувають у різних фазах:

• тверда речовина з іншим твердим, рідиною або газом,
• дві рідини, що не змішуються,
• рідина із газом.

Гомогенні реакції протікають між речовинами в одній фазі:

• між добре змішуються рідинами,
• газами,
• речовинами у розчинах.

Умови, що впливають на швидкість хімічних реакцій

1) Швидкість реакції залежить від природи реагуючих речовин. Простіше кажучи, різні речовини реагують із різною швидкістю. Наприклад, цинк бурхливо реагує із соляною кислотою, а залізо досить повільне.

2) Швидкість реакції тим більше, що вище концентраціяречовин. З сильно розведеною кислотою цинк буде реагувати значно довше.

3) Швидкість реакції значно підвищується із підвищенням температури. Наприклад, горіння палива необхідно його підпалити, т. е. підвищити температуру. Для багатьох реакцій підвищення температури на 10 ° C супроводжується збільшенням швидкості 2-4 рази.

4) Швидкість гетерогеннихреакцій збільшується із збільшенням поверхні реагуючих речовин. Тверді речовини при цьому зазвичай подрібнюють. Наприклад, щоб порошки заліза і сірки при нагріванні вступили в реакцію, залізо має бути у вигляді дрібної тирси.

Зверніть увагу, що в даному випадку мається на увазі формула (1)! Формула (2) виражає швидкість на одиниці площі, отже, не може залежати від площі.

5) Швидкість реакції залежить від наявності каталізаторів чи інгібіторів.

Каталізатори- Речовини, що прискорюють хімічні реакції, але самі при цьому не витрачаються. Приклад - бурхливе розкладання перекису водню при додаванні каталізатора - оксиду марганцю (IV):

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Оксид марганцю (IV) залишається на дні, його можна використати повторно.

Інгібітори- Речовини, що уповільнюють реакцію. Наприклад, для продовження терміну служби труб та батарей у систему водяного опалення додають інгібітори корозії. В автомобілях інгібітори корозії додаються в гальмівну рідину, що охолоджує.

Ще кілька прикладів.

Як і будь-які процеси, хімічні реакції відбуваються у часі і тому характеризуються тією чи іншою швидкістю.

Розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій та механізм їх протікання,називається хімічною кінетикою. Хімічна кінетика оперує поняттями "фаза", "система". Фаза – це частина системи, відокремлена з інших її частин поверхнею розділу.

Системи бувають гомогенні та гетерогенні. Гомогенні системискладаються з однієї фази. Наприклад, повітря чи будь-яка суміш газів, розчин солі. Гетерогенні системискладаються з двох або кількох фаз. Наприклад, рідка вода - лід - пара, розчин солі + осад.

Реакції, що протікають у гомогенній системі, називаються гомогенними. Наприклад, N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г). Вони протікають у всьому обсязі. Реакції, що протікають у гетерогенній системі, називаються гетерогенними. Наприклад, С(к) + Про 2(г) = СО 2(г) . Вони протікають поверхні розділу фаз.

Швидкість хімічної реакціївизначається кількістю речовини, що вступає в реакцію або утворюється при реакції за одиницю часу в одиниці обсягу(Для гомогенної реакції) або на одиниці поверхні розділу фаз(Для гетерогенної системи).

Швидкість реакції залежить від природи речовин, що реагують, їх концентрації, температури, присутності каталізаторів.

1. Природа реагуючих речовин.

Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин із міцнішими зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H 2 і N 2 потрібні високі енергії; такі молекули є малореакційними. Для розриву зв'язків у сильнополярних молекулах (HCl, H 2 O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вища. Реакції між іонами у розчинах електролітів протікають практично миттєво.

2. Концентрація.

Зі збільшенням концентрації частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин – швидкість реакції зростає.

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації реагуючих речовин виражається законом дії мас (ЗДМ): при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

У загальному випадку для гомогенноїреакції

nA(г) + mB(г) = pAB(г)

залежність швидкості реакції виражається рівнянням:

де С А і С - концентрації реагуючих речовин, моль / л; k – константа швидкості реакції. Для конкретної реакції 2NO(г) + O 2(г) = 2NO 2(г) математичний вираз ЗДМ має вигляд:

υ = k∙∙

Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів. Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях речовин, що реагують.

Для гетерогеннихреакцій (коли речовини перебувають у різних агрегатних станах) швидкість реакції залежить від концентрації газів чи розчинених речовин, а концентрація твердої фази в математичне вираз ЕДМ не входить:

nA(к) + mB(г) = pAB(г)

Наприклад, швидкість реакції горіння вуглецю в кисні пропорційна лише концентрації кисню:

З (к) + Про 2(г) = СО 2(к)

3. Температура.

При підвищенні температури збільшується швидкість руху молекул, що призводить у свою чергу до збільшення числа зіткнень між ними. Щоб реакція здійснювалася, стикаються молекули повинні мати певний надлишок енергії. Надмірна енергія, якою повинні мати молекули для того, щоб їх зіткнення могло призвести до утворення нової речовини, називається енергією активації. Енергію активації ( Е а) виражають у кДж/моль. Її величина залежить від природи речовин, що реагують, тобто. кожної реакції своя енергія активації. Молекули, які мають енергію активації, називають активними. Підвищення температури збільшує кількість активних молекул, отже, збільшує швидкість хімічної реакції.

Залежність швидкості хімічної реакції від температури виражається правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10 °C швидкість реакції зростає у 2-4 рази.

де ? 2 і ? 1 - швидкості реакцій при температурах t 2 і t 1

γ - температурний коефіцієнт швидкості реакції, що показує у скільки разів збільшується швидкість реакції при підвищенні температури на 100С.

4. Поверхня дотику реагуючих речовин.

Для гетерогенних систем, що більше поверхню зіткнення, то швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а для розчинних речовин шляхом їх розчинення.

5. Каталізатори.

Речовини, які беруть участь у реакціях та збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами. Зміна швидкості реакції під дією каталізаторів називається каталізом. Розрізняють каталіз гомогеннийі гетерогенний.

До гомогенномувідносяться такі процеси, в яких каталізатор знаходиться в тому ж агрегатному стані, що і речовини, що реагують.

2SO 2(г) + O 2(г) 2SO 3(г)

Дія гомогенного каталізатора полягає в утворенні більш менш міцних проміжних активних сполук, з яких він потім повністю регенерується.

До гетерогенномукаталізу відносяться такі процеси, в яких каталізатор та реагуючі речовини знаходяться в різних агрегатних станах, а реакція протікає на поверхні каталізатора.

N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г)

Механізм дії гетерогенних каталізаторів складніший за гомогенні. Значну роль цих процесах грають явища поглинання газоподібних і рідких речовин лежить на поверхні твердого речовини – явища адсорбції. В результаті адсорбції збільшується концентрація реагуючих речовин, підвищується їхня хімічна активність, що призводить до збільшення швидкості реакції.

Хімічні реакції протікають із різними швидкостями. Деякі їх повністю закінчуються за малі частки секунди, інші здійснюються за хвилини, години, дні; відомі реакції, що вимагають свого протікання кілька років. Крім того, та сама реакція може в одних умовах, наприклад, при підвищених температурах, протікати швидко, а в інших, — наприклад, при охолодженні, — повільно; при цьому відмінність у швидкості однієї й тієї реакції може бути дуже великим.

При розгляді питання про швидкість хімічної реакції необхідно розрізняти реакції, що протікають у гомогенній системі (гомогенні реакції), та реакції, що протікають у гетерогенній системі (гетерогенні реакції).

ВИЗНАЧЕННЯ

Системоюв хімії прийнято називати розглянуту речовину або сукупність речовин. У цьому системі протиставляється зовнішнє середовище - речовини, що оточують систему.

Розрізняють гомогенні та гетерогенні системи. Гомогеннійназивається система, що складається з однієї фази, гетерогенної- Система, що складається з декількох фаз. Фазоюназивається частина системи, відокремлена з інших її частин поверхнею розділу, під час переходу через яку властивості змінюються стрибком.

Прикладом гомогенної системи може бути будь-яка газова суміш 9всі гази при не дуже високих тисках необмежено розчиняються один в одному) або розчин декількох речовин в одному розчиннику.

Як приклади гетерогенних систем можна навести такі системи: вода з льодом, насичений розчин з осадом, вугілля та сірка в атмосфері повітря.

Якщо реакція протікає в гомогенній системі, вона йде у всьому обсязі цієї системи. Якщо реакція протікає між речовинами, що утворюють гетерогенну систему, то вона може йти тільки на поверхні розділу фаз, що утворюють систему. У зв'язку з цим швидкість гомогенної реакції та швидкість гетерогенної реакції визначаються по-різному.

ВИЗНАЧЕННЯ

Швидкістю гомогенної реакціїназивається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється при реакції за одиницю часу в одиниці об'єму системи.

Швидкістю гетерогенної реакціїназивається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється при реакції за одиницю часу на одиниці площі поверхні фази.

Обидва ці визначення можна записати у математичній формі. Введемо позначення: ? homogen - швидкість реакції в гомогенній системі; υ h etero gen - швидкість реакції в гетерогенній системі; n- число молей якого-небудь з речовин, що виходять при реакції; V-обсяг системи; t-час; S - площа поверхні фази, де протікає реакція; Δ - знак збільшення (Δn = n 2 -n 1 ; Δt = t 2 -t 1). Тоді

υ homogen = Δn/(V×Δt);

υ heterogen = Δn/(S× Δt).

Перше із цих рівнянь можна спростити. Відношення кількості речовини (n) до об'єму (V) системи є молярною концентрацією (с) речовини: c=n/V, звідки Δc=Δn/V і остаточно:

υ homogen = Δc / Δt.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Швидкість хімічних реакцій, її залежність від різних факторів

Гомогенні та гетерогенні хімічні реакції

Хімічні реакції протікають з різними швидкостями: з малою швидкістю – при утворенні сталактитів і сталагмітів, із середньою швидкістю – при варінні їжі, миттєво – при вибуху. Дуже швидко проходять реакції у водних розчинах практично миттєво. Змішаємо розчини хлориду барію та сульфату натрію - сульфат барію у вигляді осаду утворюється негайно. Швидко, але не миттєво горить сірка, магній розчиняється в соляній кислоті, етилен знебарвлює бромну воду. Повільно утворюється іржа на залізних предметах, наліт на мідних та бронзових виробах, повільно гниє листя, руйнуються зуби.

Передбачення швидкості хімічної реакції, а також з'ясування її залежності від умов проведення процесу – завдання хімічної кінетики- Науки про закономірності протікання хімічних реакцій у часі.

Якщо хімічні реакції відбуваються в однорідному середовищі, наприклад, у розчині або газовій фазі, то взаємодія реагуючих речовин відбувається у всьому обсязі. Такі реакції, як ви знаєте, називають гомогенними.

Швидкість гомогенної реакції ($v_(гомог.)$) визначається як зміна кількості речовини в одиницю часу в одиниці об'єму:

$υ_(гомог.)=(∆n)/(∆t·V),$

де $∆n$ - зміна числа молей однієї речовини (найчастіше вихідної, але може бути і продукту реакції); $∆t$ - інтервал часу (с, хв.); $V$ - обсяг газу або розчину (л).

Оскільки відношення кількості речовини до обсягу є молярною концентрацією $С$, то

$(∆n)/(V)=∆C.$

Таким чином, швидкість гомогенної реакціївизначається як зміна концентрації однієї з речовин в одиницю часу:

$υ_(гомог.)=(∆C)/(∆t)[(моль)/(л·с)]$

якщо об'єм системи не змінюється. Якщо реакція йде між речовинами, що знаходяться в різних агрегатних станах (наприклад, між твердою речовиною і газом або рідиною), або між речовинами, нездатними утворювати гомогенне середовище (наприклад, між рідинами, що не змішуються), то вона проходить тільки на поверхні зіткнення речовин. Такі реакції називають гетерогенними.

Швидкість гетерогенної реакціївизначається як зміна кількості речовини в одиницю часу на одиниці поверхні:

$υ_(гомог.)=(∆C)/(∆t·S)[(моль)/(c·м^2)]$

де $ S $ - площа поверхні дотику речовин ($ м ^ 2, см ^ 2 $).

Якщо при будь-якій реакції експериментально вимірювати концентрацію вихідної речовини в різні моменти часу, то графічно можна відобразити її зміна за допомогою кінетичної кривої для цього реагенту.

Швидкість реакції перестав бути постійної величиною. Ми вказували лише деяку середню швидкість цієї реакції у певному інтервалі часу.

Уявіть собі, що ми визначаємо швидкість реакції

$H_2+Cl_2→2HCl$

а) щодо зміни концентрації $Н_2$;

б) щодо зміни концентрації $HCl$.

Чи однакові ми отримаємо значення? Адже з $1$ моль $Н_2$ утворюється $2$ моль $HCl$, тому й швидкість у разі б) виявиться більшою вдвічі. Отже, значення швидкості реакції залежить і від того, якою речовиною її визначають.

Зміна кількості речовини, за якою визначають швидкість реакції, - це зовнішній фактор, що спостерігається дослідником. По суті всі процеси здійснюються на мікрорівні. Очевидно, для того, щоб якісь частинки прореагували, вони передусім мають зіткнутися, причому зіткнутися ефективно: не розлетітися, як м'ячики, в різні боки, а так, щоб у частках зруйнувалися чи ослабли старі зв'язки та змогли утворитися нові, а для цього частинки повинні мати достатню енергію.

Розрахункові дані показують, що, наприклад, газах зіткнення молекул при атмосферному тиску обчислюються мільярдами за $1$ секунду, тобто. всі реакції мали б йти миттєво. Але це не так. Виявляється, що лише дуже невелика частка молекул має необхідну енергію, що призводить до ефективного зіткнення.

Мінімальний надлишок енергії, який повинна мати частка (або пара частинок), щоб відбулося ефективне зіткнення, називають енергією активації$E_a$.

Таким чином, на шляху всіх частинок, що вступають у реакцію, є енергетичний бар'єр, що дорівнює енергії активації $E_a$. Коли він малий, то є багато частинок, які можуть його подолати, і швидкість реакції велика. В іншому випадку потрібен поштовх. Коли ви підносите сірник, щоб запалити спиртування, ви повідомляєте додаткову енергію $E_a$, необхідну для ефективного зіткнення молекул спирту з молекулами кисню (подолання бар'єру).

На закінчення зробимо висновок: багато можливих реакцій практично не йдуть, т.к. Висока енергія активації.

Це має велике значення для нашого життя. Уявіть, що сталося б, якби всі термодинамічно дозволені реакції могли йти, не маючи жодного енергетичного бар'єру (енергії активації). Кисень повітря прореагував би з усім, що може горіти чи просто окислюватися. Постраждали б усі органічні речовини, вони перетворилися б на вуглекислий газ $CO_2$ та воду $H_2O$.

Швидкість хімічної реакції залежить багатьох чинників. Основними з них є: природа та концентрація реагуючих речовин, тиск (у реакціях за участю газів), температура, дія каталізаторів та поверхня реагуючих речовин у разі гетерогенних реакцій. Розглянемо вплив кожного із цих чинників на швидкість хімічної реакції.

Температура

Вам відомо, що при підвищенні температури у більшості випадків швидкість хімічної реакції значно зростає. У ХІХ ст. голландський хімік Я. Х. Вант-Гофф сформулював правило:

Підвищення температури кожні $10°С$ призводить до збільшення швидкості реакції в 2-4 разу (цю величину називають температурним коефіцієнтом реакції).

При підвищенні температури середня швидкість молекул, їх енергія, кількість зіткнень збільшуються незначно, зате різко підвищується частка активних молекул, що беруть участь у ефективних зіткненнях, що долають енергетичний бар'єр реакції.

Математично ця залежність виражається співвідношенням:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

де $υ_(t_1)$ і $υ_(t_2)$ — швидкості реакції відповідно при кінцевій $t_2$ і початковій $t_1$ температурах, а $γ$ — температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на кожні $10°С$.

Проте збільшення швидкості реакції підвищення температури який завжди застосовно, т.к. вихідні речовини можуть почати розкладатися, можуть випаровуватись розчинники або самі речовини.

Концентрація реагуючих речовин

Зміна тиску за участю реакції газоподібних речовин також призводить до зміни концентрації цих речовин.

Щоб здійснилася хімічна взаємодія між частинками, вони мають ефективно зіткнутися. Чим більша концентрація реагуючих речовин, тим більше зіткнень і, відповідно, вища швидкість реакції. Наприклад, у чистому кисні ацетилен згоряє дуже швидко. У цьому розвивається температура, достатня плавлення металу. На основі великого експериментального матеріалу в 1867 р. норвежцями К. Гульденбергом і П. Вааге і незалежно від них у 1865 р. російським вченим Н. І. Бекетовим був сформульований основний закон хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрації речовин, що реагують.

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам рівняння реакції.

Цей закон називають також законом чинних мас.

Для реакції $А+В=D$ цей закон виражається так:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Для реакції $2А+В=D$ цей закон виражається так:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Тут $С_А, С_В$ концентрації речовин $А$ і $В$ (моль/л); $k_1$ і $k_2$ - коефіцієнти пропорційності, звані константами швидкості реакції.

Фізичний зміст константи швидкості реакції неважко встановити - вона чисельно дорівнює швидкості реакції, в якій концентрації реагуючих речовин дорівнюють $1$ моль/л або їх добуток дорівнює одиниці. У такому разі ясно, що константа швидкості реакції залежить тільки від температури і залежить від концентрації речовин.

Закон діючих мас не враховує концентрації речовин, що реагують, що знаходяться в твердому стані, т.к. вони реагують поверхні, та його концентрації зазвичай є постійними.

Наприклад, для реакції горіння вугілля

вираз швидкості реакції має бути записано так:

$υ=k·C_(O_2)$,

т. е. швидкість реакції пропорційна лише концентрації кисню.

Якщо ж рівняння реакції описує лише сумарну хімічну реакцію, яка проходить у кілька стадій, швидкість такої реакції може складним чином залежати від концентрацій вихідних речовин. Ця залежність визначається експериментально чи теоретично виходячи з передбачуваного механізму реакції.

Дія каталізаторів

Можна збільшити швидкість реакції, використовуючи спеціальні речовини, які змінюють механізм реакції і направляють її енергетично більш вигідному шляху з меншою енергією активації. Їх називають каталізаторами(Від лат. katalysis- руйнування).

Каталізатор діє як досвідчений провідник, що спрямовує групу туристів не через високий перевал у горах (його подолання вимагає багато сил і часу і не всім доступно), а відомими йому обхідними стежками, якими можна подолати гору значно легше і швидше. Щоправда, обхідним шляхом можна потрапити не зовсім туди, куди веде головний перевал. Але іноді саме це потрібно! Саме так діють каталізатори, які називають селективними. Зрозуміло, що немає необхідності спалювати аміак та азот, зате оксид азоту (II) знаходить застосування у виробництві азотної кислоти.

Каталізатори - це речовини, що беруть участь у хімічній реакції і змінюють її швидкість або напрям, але після закінчення реакції залишаються незмінними кількісно і якісно.

Зміна швидкості хімічної реакції або її спрямування за допомогою каталізатора називають каталізом. Каталізатори широко використовують у різних галузях промисловості та на транспорті (каталітичні перетворювачі, що перетворюють оксиди азоту вихлопних газів автомобіля на нешкідливий азот).

Розрізняють два види каталізу.

Гомогенний каталіз, при якому і каталізатор, і речовини, що реагують знаходяться в одному агрегатному стані (фазі).

Гетерогенний каталіз, при якому каталізатор та реагуючі речовини знаходяться в різних фазах. Наприклад, розкладання пероксиду водню у присутності твердого каталізатора оксиду марганцю (IV):

$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((ж))+O_2(г)$

Сам каталізатор не витрачається в результаті реакції, але якщо на його поверхні адсорбуються інші речовини (їх називають каталітичними отрутами), то поверхня стає непрацездатною, потрібна регенерація каталізатора. Тому перед проведенням каталітичної реакції ретельно очищають вихідні речовини.

Наприклад, при виробництві сірчаної кислоти контактним способом використовують твердий каталізатор - оксид ванадію (V).

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

При виробництві метанолу використовують твердий цинкохромовий каталізатор ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((г))+2H_(2(г))⇄CH_3OH_((г))$

Дуже ефективно працюють біологічні каталізатори. ферменти. За хімічною природою це білки. Завдяки їм у живих організмах за невисокої температури з великою швидкістю протікають складні хімічні реакції. Ферменти відрізняються особливою специфічністю, кожен з них прискорює тільки свою реакцію, що йде в потрібний час і в потрібному місці з виходом близько $100%. Створення аналогічних ферментів штучних каталізаторів – мрія хіміків!

Ви, звичайно, чули і про інші цікаві речовини. інгібіторах(Від лат. inhibere- Затримувати). Вони швидко реагують з активними частинками з утворенням малоактивних сполук. В результаті реакція різко уповільнюється і потім припиняється. Інгібітори часто спеціально додають у різні речовини, щоб запобігти небажаним процесам.

Наприклад, за допомогою інгібіторів стабілізують розчини пероксиду водню, мономери для запобігання передчасній полімеризації, соляну кислоту, щоб була можливість її транспортування сталевої тарі. Інгібітори містяться і в живих організмах, вони пригнічують різні шкідливі реакції окиснення в клітинах тканин, які можуть ініціюватися, наприклад, радіоактивним випромінюванням.

Природа речовин, що реагують (їх склад, будова)

Значення енергії активації є тим чинником, з якого позначається вплив природи реагують речовин на швидкість реакції.

Якщо енергія активації мала ($< 40$ кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Якщо енергія активації велика ($> 120 $ кДж/моль), це означає, що лише нікчемна частина зіткнень між взаємодіючими частинками призводить до реакції. Швидкість такої реакції тому дуже мала. Наприклад, перебіг реакції синтезу аміаку за нормальної температури помітити практично неможливо.

Якщо енергії активації мають проміжні значення ($40-120$ кДж/моль), швидкості таких реакцій будуть середніми. До таких реакцій можна віднести взаємодію натрію з водою або етиловим спиртом, знебарвлення бромної води етиленом, взаємодію цинку з соляною кислотою та ін.

Поверхня дотику реагуючих речовин

Швидкість реакцій, що йдуть поверхні речовин, тобто. гетерогенних, залежить за інших рівних умов від властивостей цієї поверхні. Відомо, що розтерта на порошок крейда набагато швидше розчиняється в соляній кислоті, ніж рівний по масі шматочок крейди.

Збільшення швидкості реакції пояснюється, в першу чергу, збільшенням поверхні дотику вихідних речовин, а також рядом інших причин, наприклад, руйнуванням структури правильної кристалічної решітки. Це призводить до того, що частинки на поверхні мікрокристалів, що утворюються значно реакційноздатніше, ніж ті ж частинки на гладкій поверхні.

У промисловості для проведення гетерогенних реакцій використовують киплячий шар, щоб збільшити поверхню зіткнення реагуючих речовин, підведення вихідних речовин та відведення продуктів. Наприклад, при виробництві сірчаної кислоти за допомогою киплячого шару проводять випал колчедану; в органічній хімії із застосуванням киплячого шару проводять каталітичний крекінг нафтопродуктів і регенерацію (відновлення) каталізатора, що вийшов з ладу (закоксованого).